Bonjour, j'aurai besoin d'aide pour mon exercice de chimie.

Dans le tube à essais un fil de cuivre de masse 1,0 g est totalement immergé dans 15mL de solution incolore de nitrate d'argent (Ag+, NO3-) de concentration en quantité de matière 0,50mol/L.
La solution bleuit au fil du temps car il se forme des ions cuivre Cu2+ et on observe un dépot métallique d'argent sur le fil de cuivre.
La réaction d'oxydoréduction suivante a lieu :
Cu (s) + 2Ag+ (aq) --> Cu2+ (aq) + 2Ag (s)

Données: masse molaire du cuivre M (Cu) = 63,5 g/mol
masse molaire de l'argent M (Ag) = 107,9 g/mol

1) Retrouver l'équation de cette équation à partir de deux demi-équations d'oxydoréduction.
Préciser quel est l'oxydant et le réducteur parmi les réactifs.

2) Nommer les deux couples d'oxydoréduction mis en jeu dans cette réaction.

3) Calculer les quantités de matière initiales de chaque réactif.

4) Compléter le tableau d'avancement de cette réaction totale: calculer l'avancement maximal xmax (calculs à faire en dehors du tableau) et en déduire quel est le réactif limitant.

5) Calculer la masse d'argent formée par cette réaction chimique.

6) Calculer la concentration en quantité de matière (=concentration molaire) finale des ions Cu2+.


J'ai déjà réussi  à répondre aux questions 1 et 2 mais je bloque à partir de la question 3.
Je ne comprends pas ce qu'il faut faire svp.
Merci d'avance